009氧化还反原应20080104.ppt

氧化还原反应;§ 9-1 氧化还原反应的基本概念;定义;氧化数;4、若干关键元素在化合物中的氧化数有定值。 ;计算下列各元素的氧化数;§ 9-2 氧化还原反应与电化学;电化学;都是以氧化还原反应为基础 ;原电池;Cu-Zn原电池装置; (2) 在铜棒上有金属铜沉积上去，而锌棒则溶解。 ; 上述装置中所进行的总反应是: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu ; 给出电子的电极为负极 ; 原电池是由两个半电池组成的。在每个半电池中同时包含有同一个元素的不同氧化数的两个物种所组成的电对。分别在两个半电池中所发生的氧化或还原反应叫做半电池反应，或电极反应。氧化和还原的总反应称为电池反应。 半电池中的固态导体有时狭义的叫做电极，有些固态导体只起导电的作用而不参与氧化或还原反应，叫做惰性电极，如金属铂(Pt)、石墨棒等；也有的固态导体除起导电作用外，还参与半电池反应。例如，在铜锌原电池中的锌电极和铜电极。 ;在一个烧杯中放入含有Fe2+和Fe3+的溶液; 另一烧杯中放入含有Sn2+ 和Sn4+ 的溶液，分别插入铂片作为电极，用盐桥、导线等联接起来成为原电池，这样也会有电流产生吗？;电极电势;电极电势;? ;; 电极电势(正)是金属表面的电势(V金属)与溶液本身的电势(V溶液)之间的差值：;标准电极电势;;测定方法;从金属活泼性的角度来说, Eθ (Zn2+/Zn) = -0.763 V 意味着什么?;其它一些电极作为参比电极（参比电极必须比较稳定，其电势值可根据标准氢电极准确测知）。常用的参比电极是Hg、Hg2Cl2（s）与KCl溶液组成的甘汞电极等, 当KCl为饱和溶液时，称为饱和甘汞电极，其电极电势是 +0.2415 V（25 oC）。;注意点;电极类型与电极的表示方式;电极电势的应用;i) 判断氧化剂和还原剂的强弱;ii) 判断氧化还原反应进行的方向;1、 金属Fe 能置换Cu2+, 但为什么FeCl3 又能溶解Cu 板? ;注意点;c) 用Eθ 判断反应能否进行…… 如Eθ+ 与 Eθ- 相差较大（ 0.3 V，n = 1），则可直接判断， lgK = n[Eθ+ - Eθ-]/0.0592。 但如果相差很近，则要计算。特别是溶液中离子浓度远偏离标准状态及 有H+或OH-参加反应的情况更要特别小心，要经过计算;iii) 求平衡常数;原电池的最大功与Gibbs函数;ⅳ) 求浓度积常数;v) 在元素电势图中的应用; 从元素电势图可全面的看出一种元素各氧化态之间的电极电势高低和相互关系，而且可判断哪些物质在酸性或碱性溶液中是否稳定存在;求某电对未知的标准电极电势 ;△G1θ= - n1FEθ1，△G2θ=- n2FEθ2，△Gθ= - nFEθ;判断歧化反应能否进行 ;§ 9-3 影响电极电势的因素;?;2) 浓度对电极电势的影响;E = Eθ + 0.0591 lg[Fe3+]/[Fe2+];K2Cr2O7在不同酸度的溶液中的氧化性; 已知2 H+ + 2e = H2，Eθ = 0 求算[HAc]= 0.10 mol·L-1，pH2 = 100 kPa，求 EH+/H2。 ;H3AsO4 + 2I- + 2 H+ = H3AsO3 + I2 + H2O ;Ag+ + e = Ag EθAg+/Ag = 0.799 V;;Cu2+ + 2e = Cu Eθ = 0.377 V;已知 ??（Ti+/Ti）=-0.34V， ??(Ti3+/Ti） = 0.72V，则 ?? Ti3+/Ti为 A．（0.72+0.34)/2 V B. (0.72-0.34)/2 V C．（0.72×3+0.34)/2 V D 0.72 × 3+0.34 V ;;一个铜电极浸在一个含有1.00mol/L NH3·H2O和1.00mol/L [Cu(NH3)4]2+配离子的溶液中，若用标准氢电极为正极，该原电池的电动势为0.03 V,已知…. ;§ 9-4 pH电势图;E = EθO2/H2O + 0.059/4 lg（[H+]4·PO2）/1 = 1.229 + 0.059 lg[H+] = 1.229 - 0.0591 pH;还原：2 H2O + 2e = H2 +2OH- ;;由图可知：a线上的任何一点都表示在该 pH值时， 电对O2 + 4H+ + 4e = 2 H2O中，H2O和O2 （1atm）处于平衡状态。 ;二、pH-电势图的应用;从有关Fe的pH-电势图，分析各种价态的铁在水溶液中的稳定性? ;§ 9-5